1. Termodinámica química 2º bachillerato curso 2011-2012

2. ¿POR QU É NECESITAMOS SABER ESTO? La Termodinámica es esencial para la química. Explica por qué las reacciones tienen lugar y nos permite predecir la cantidad de calor que liberan y el trabajo que pueden realizar. Forma parte de nuestras vidas, ya que el calor emitido por los combustibles al quemarse y los recursos energéticos aportados por los alimentos que ingerimos, están gobernados por principios termodinámicos.

3. Términos básicos

10. Criterio de signos Q>0  calor absorbido por el sistema Q<0  calor desprendido por el sistema W>0  trabajo realizado sobre el sistema W<0  trabajo realizado por el sistema SISTEMA Q > 0 W > 0 W < 0 Q < 0

12. Trabajo de presión-volumen w = F x d = ( P x A ) x h = P  V w = - P ext  V p = cte  W = - p  V Expansión  V>0 y W<0 Trabajo realizado por el sistema Compresión  V<0 y W>0 Trabajo realizado sobre el sistema  

14. Primer principio de la Termodinámica

16. Primer principio de la Termodinámica Un sistema sólo tiene energía interna: Un sistema no contiene calor o trabajo. Estos sólo existen durante un cambio del sistema

22. Entalpía de reacción La diferencia entre la entalpía de los productos de una reacción , H productos , y la de los reactivos, H reactivos , se denomina entalpía de reacción,  H r ó  H . Si p = cte el calor intercambiado con el entorno, llamado calor de reacción , es igual a la entalpía de la reacción  H  H r =  H productos -  H reactivos Reacción endotérmica Q =  H r >0 H productos > H reactivos Reacción exotérmica Q =  H r <0 H productos < H reactivos DIAGRAMAS ENTÁLPICOS Reacción exotérmica   Reacción endotérmica

26. Ley de Hess ½N 2(g) + ½O 2(g) -> NO (g)  H = +90,25 kJ NO (g) + ½O 2(g) -> NO 2(g)  H = -57,07 kJ ½N 2(g) + O 2(g) -> NO 2(g)  H = +33,18 kJ

28. Entalpías de formación estándar

29. Entalpías de reacción estándar El cambio de entalpía estándar ,  H r o ,para una reacción es igual a la suma de las entalpías estándar de formación de los producto menos la suma de las entalpías estándar de formación de los reactivos.  H r o =   H f o productos -   H f o reactivos  H r o = 0 para las especies elementales en su estado estable Para hacer el balance energético se considera que las reacciones tienen lugar hasta el consumo total de los reactivos a A + b B + …. c C + d D + ….

30. Reglas de la Termodinámica Primera regla: El valor  H para una reacción que se realiza a una temperatura y una presión establecidas es siempre el mismo e independiente de que la reacción ocurra en uno o en varios pasos (Ley de Hess) Segunda regla: Ecuación dada = ecuación (1) + ecuación (2) + ...   H=  H(1) +  H(2) +... El valor de  H es directamente proporcional a la cantidad de reactivo o producto H 2 (g) + Cl 2 (g)  2 HCl (g)  H = -185 kJ 1/2 H 2 (g) + 1/2 Cl 2 (g)  HCl (g)  H = -92,5 kJ Tercera regla: Los valores de  H para dos reacciones inversas son iguales en magnitud pero de signo opuesto H 2 O (l)  H 2 (g) +1/2 O 2 (g)  H = +285,8 kJ H 2 (g) +1/2 O 2 (g)  H 2 O (l)  H = -285,8 kJ

31. Entalpías de reacción estándar Ejemplo: Calcula  H o para cada reacción a partir de los respectivos  H o f , según la ley de Hess: a) C 2 H 6 (g)  C 2 H 4 (g) + H 2 (g) b) 2NO (g) + H 2 (g)  N 2 O (g) + H 2 O (g) Observación: No se indica T: es común hacerlo cuando T=298K. C 2 H 6 (g)  C 2 H 4 (g) + H 2 (g) kJ mol -1 2NO (g) + H 2 (g)  N 2 O (g) + H 2 O (g) kJ mol -1 ( kJ mol -1 ) ( kJ mol -1 )

33. Entalpía de reacción y energías de enlace A partir de entalpías de enlace se puede estimar la entalpía de reacción Puesto que la entalpía de enlace depende de la molécula se tabulan valores promedio ¡Ojo! * Método aproximado  ESTIMACIÓN Fiabilidad:   10 kJ como máximo * Sólo es aplicable a reacciones entre gases . H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl H H H H Una reacci ón química supone la ruptura de algunos enlaces de los reactivos, la reordenación de los fragmentos que se generan en esa ruptura y la formación de nuevos enlaces. Ruptura : supone aporte energético Formación: supone desprendimiento de energía H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl H H H H  H = 413 + 243 – 328 – 432 = –104 kJ

35. Segundo principio de la Termodinámica

37. Entropía Los fenómenos en los que las cosas se desordenan son más probables que aquellos que entrañan una ordenación. El cambio espontáneo de una disposición ordenada a otra desordenada es consecuencia de las leyes de la probabilidad Al arrojar ladrillos al aire la probabilidad de que caigan ordenados formando un muro es muy pequeña Es más probable que los ladrillos caigan desordenados Si echamos moléculas de agua en un vaso no se colocarán de forma ordenada para formar un sólido

38. Entropía La entropía S es una magnitud que mide el grado de desorden de un sistema físico o químico Es una función de estado Su variación en cualquier transformación sólo depende de los estados inicial y final La entropía de un gas es mucho mayor que la de un líquido o sólido S sólido  S líquido  S gas S o representa la entropía estándar de una sustancia a 1 atm Para una reacción química  S r =  S o productos -  S o reactivos las mezclas tienen mayor entropía que las sustancias puras

46. Espontaneidad de reacciones y temperatura: criterios crea orden crea desorden + ― ― exotérmica endotérmica + REACCIÓN: P,T ctes; espontáneo: kJ/mol kJ/mol kJ/mol kJ/mol